Описание водорода по химии. Физические и химические свойства водорода

В периодической системе имеет свое определенное место положения, которое отражает проявляемые им свойства и говорит о его электронном строении. Однако есть среди всех один особый атом, который занимает сразу две ячейки. Он располагается в двух совершенно противоположных по проявляемым свойствам группах элементов. Это водород. Такие особенности делают его уникальным.

Водород - это не просто элемент, но и простое вещество, а также составная часть многих сложных соединений, биогенный и органогенный элемент. Поэтому рассмотрим его характеристики и свойства подробнее.

Водород как химический элемент

Водород - это элемент первой группы главной подгруппы, а также седьмой группы главной подгруппы в первом малом периоде. Данный период состоит всего из двух атомов: гелия и рассматриваемого нами элемента. Опишем основные особенности положения водорода в периодической системе.

1. Порядковый номер водорода - 1, количество электронов такое же, соответственно, протонов столько же. Атомная масса - 1,00795. Существует три изотопа данного элемента с массовыми числами 1, 2, 3. Однако свойства каждого из них очень сильно различаются, так как увеличение массы даже на единицу именно для водорода является сразу двойным.
2. То, что на внешнем он содержит всего один электрон, позволяет успешно проявлять ему как окислительные, так и восстановительные свойства. Кроме того, после отдачи электрона у него остается свободная орбиталь, которая принимает участие в образовании химических связей по донорно-акцепторному механизму.
3. Водород - это сильный восстановитель. Поэтому основным местом его считается первая группа главной подгруппы, где он возглавляет самые активные металлы - щелочные.
4. Однако при взаимодействии с сильными восстановителями, такими как, например, металлы, он может быть и окислителем, принимая электрон. Данные соединения получили название гидридов. По этому признаку он возглавляет подгруппу галогенов, с которыми является схожим.
5. Благодаря совсем маленькой атомной массе, водород считается самым легким элементом. Кроме того, его плотность также очень мала, поэтому он также является эталоном легкости.

Таким образом, очевидно, что атом водорода - это совершенно уникальный, непохожий на все остальные элемент. Следовательно, свойства его тоже особенные, а образуемые простые и сложные вещества очень важны. Рассмотрим их далее.

Простое вещество

Если говорить о данном элементе как о молекуле, то нужно сказать, что она двухатомна. То есть водород (простое вещество) - это газ. Формула его эмпирическая будет записываться как Н 2 , а графическая - через одинарную сигма-связь Н-Н. Механизм образования связи между атомами - ковалентный неполярный.

1. Паровая конверсия метана.
2. Газификация угля - процесс подразумевает нагревание угля до 1000 0 С, в результате чего образуется водород и высокоуглеродный уголь.
3. Электролиз. Данный метод может использоваться только для водных растворов различных солей, так как расплавы не приводят к разряжению воды на катоде.

Лабораторные способы получения водорода:

1. Гидролиз гидридов металлов.
2. Действие разбавленных кислот на активные металлы и средней активности.
3. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Чтобы собрать образующийся водород, необходимо держать пробирку перевернутой вверх дном. Ведь данный газ нельзя собрать так, как, например, углекислый газ. Это водород, он намного легче воздуха. Быстро улетучивается, а в больших количествах при смешении с воздухом взрывается. Поэтому и следует переворачивать пробирку. После ее заполнения ее нужно закрыть резиновой пробкой.

Чтобы проверить чистоту собранного водорода, следует поднести к горлышку зажженную спичку. Если хлопок глухой и тихий - значит газ чистый, с минимальными примесями воздуха. Если же громкий и свистящий - грязный, с большой долей посторонних компонентов.

Области использования

При сгорании водорода выделяется настолько большое количество энергии (теплоты), что данный газ считается самым выгодным топливом. К тому же экологически чистым. Однако на сегодняшний день его применение в данной области ограничено. Это связано с непродуманными до конца и не решенными проблемами синтеза чистого водорода, который был бы пригоден для использования в качестве топлива в реакторах, двигателях и портативных устройствах, а также отопительных котлах жилых домов.

Ведь способы получения данного газа достаточно дорогостоящие, поэтому прежде необходимо разработать особый метод синтеза. Такой, который позволит получать продукт в большом объеме и с минимальными затратами.

Можно выделить несколько основных областей, в которых находит применение рассматриваемый нами газ.

1. Химические синтезы. На основании гидрирования получают мыла, маргарины, пластмассы. При участии водорода синтезируется метанол и аммиак, а также другие соединения.
2. В пищевой промышленности - как добавка Е949.
3. Авиационная промышленность (ракетостроение, самолетостроение).
4. Электроэнергетика.
5. Метеорология.
6. Топливо экологически чистого вида.

Очевидно, что водород так же важен, как и распространен в природе. Еще большую роль играют образуемые им различные соединения.

Соединения водорода

Это сложные, содержащие атомы водорода вещества. Можно выделить несколько основных типов подобных веществ.

1. Галогеноводороды. Общая формула - HHal. Особое значение среди них имеет хлорид водорода. Это газ, который растворяется в воде с образованием раствора соляной кислоты. Данная кислота находит широкое применение практически во всех химических синтезах. Причем как органических, так и неорганических. Хлорид водорода - это соединение, имеющее эмпирическую формулу HCL и являющееся одним из крупнейших по объемам производства в нашей стране ежегодно. Также к галогеноводородам относятся йодоводород, фтороводород и бромоводород. Все они образуют соответствующие кислоты.
2. Летучие Практически все они достаточно ядовитые газы. Например, сероводород, метан, силан, фосфин и прочие. При этом очень горючие.
3. Гидриды - соединения с металлами. Относятся к классу солей.
4. Гидроксиды: основания, кислоты и амфотерные соединения. В их состав обязательно входят атомы водорода, один или несколько. Пример: NaOH, K 2 , H 2 SO 4 и прочие.
5. Гидроксид водорода. Это соединение больше известно как вода. Другое название оксид водорода. Эмпирическая формула выглядит так - Н 2 О.
6. Пероксид водорода. Это сильнейший окислитель, формула которого имеет вид Н 2 О 2 .
7. Многочисленные органические соединения: углеводороды, белки, жиры, липиды, витамины, гормоны, эфирные масла и прочие.

Очевидно, что разнообразие соединений рассматриваемого нами элемента очень велико. Это еще раз подтверждает его высокое значение для природы и человека, а также для всех живых существ.

- это лучший растворитель

Как уже упоминалось выше, простонародное название данного вещества - вода. Состоит из двух атомов водорода и одного кислорода, соединенных между собой ковалентными полярными связями. Молекула воды является диполем, это объясняет многие проявляемые ею свойства. В частности то, что она является универсальным растворителем.

Именно в водной среде происходят практически все химические процессы. Внутренние реакции пластического и энергетического обмена в живых организмах также осуществляются с помощью оксида водорода.

Вода по праву считается самым важным веществом на планете. Известно, что без нее не сможет жить ни один живой организм. На Земле она способна существовать в трех агрегатных состояниях:

• жидкость;
• газ (пар);
• твердое (лед).

В зависимости от изотопа водорода, входящего в состав молекулы, различают три вида воды.

1. Легкая или протиевая. Изотоп с массовым числом 1. Формула - Н 2 О. Это привычная форма, которую используют все организмы.
2. Дейтериевая или тяжелая, ее формула - D 2 O. Содержит изотоп 2 Н.
3. Сверхтяжелая или тритиевая. Формула выглядит как Т 3 О, изотоп - 3 Н.

Очень важны запасы пресной протиевой воды на планете. Уже сейчас во многих странах ощущается ее недостаток. Разрабатываются способы обработки соленой воды с целью получения питьевой.

Пероксид водорода - это универсальное средство

Данное соединение, как уже упоминалось выше, прекрасный окислитель. Однако с сильными представителями может вести себя и как восстановитель тоже. Кроме того, обладает выраженным бактерицидным эффектом.

Другое название данного соединения - перекись. Именно в таком виде его используют в медицине. 3% раствор кристаллогидрата рассматриваемого соединения - это медицинское лекарство, которое применяют для обработки небольших ран с целью их обеззараживания. Однако доказано, что при этом заживление ранения по времени увеличивается.

Также пероксид водорода используется в ракетном топливе, в промышленности для дезинфекции и отбеливания, в качестве пенообразователя для получения соответствующих материалов (пенопласта, например). Кроме того, перекись помогает очищать аквариумы, обесцвечивать волосы и отбеливать зубы. Однако при этом наносит вред тканям, поэтому специалистами в этих целях не рекомендуется.

Водород является самым первым элементом в Периодической системе химических элементов, имеет атомный номер 1 и относительную атомную массу 1,0079. Каковы физические свойства водорода?

Физические свойства водорода

В переводе с латыни водород означает «рождающий воду». Еще в 1766 году английский ученый Г. Кавендиш собрал выделяющийся при действии кислот на металлы «горючий воздух» и стал исследовать его свойства. В 1787 году А. Лавуазье определил этот «горючий воздух» как новый химический элемент, который входит в состав воды.

Рис. 1. А. Лавуазье.

У водорода существуют 2 стабильных изотопа – протий и дейтерий, а также радиоактивный – тритий, количество которого на нашей планете очень мало.

Водород является самым распространенным элементом в космосе. Солнце и большинство звезд имеют водород в своем составе в качестве основного элемента. Также этот газ входит в состав воды, нефти, природного газа. Общее содержание водорода на Земле составляет 1%.

Рис. 2. Формула водорода.

В состав атома этого вещества входит ядро и один электрон. Когда у водорода теряется электрон, он образует положительно заряженный ион, то есть проявляет металлические свойства. Но также атом водорода способен не только терять, но и присоединять электрон. В этом он очень похож на галогены. Поэтому водород в Периодической системе относится и к I и к VII группе. Неметаллические свойства водорода выражены у него в большей степени.

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной связью

Водород при обычных условиях является бесцветным газообразным элементом, который не имеет запаха и вкуса. Он в 14 раз легче воздуха, а его температура кипения составляет -252,8 градусов по Цельсию.

Таблица «Физические свойства водорода»

Кроме физических свойств водород обладает и рядом химических свойств. водород при нагревании или под действием катализаторов вступает в реакции с металлами и неметаллами, серой, селеном, теллуром, а также может восстанавливать оксиды многих металлов.

Получение водорода

Из промышленных способов получения водорода (кроме электролиза водных растворов солей) следует отметить следующие:

• пропускание паров воды через раскаленный уголь при температуре 1000 градусов:

• конверсия метана водяным паром при температуре 900 градусов:

CH 4 +2H 2 O=CO 2 +4H 2

История открытия водорода

Если является самым распространенным химическим элементом на Земле, то водород – самый распространенный элемент во всей Вселенной. Наше (и другие звезды) примерно на половину состоит из водорода, а что касается межзвездного газа, то он на 90% состоит из атомов водорода. Немалое место этот химический элемент занимает и на Земле, ведь вместе с кислородом он входит в состав воды, а само его название «водород» происходит от двух древнегреческих слов: «вода» и «рожаю». Помимо воды водород присутствует в большинстве органических веществ и клеток, без него, как и без кислорода, была бы немыслима сама Жизнь.

История открытия водорода

Первым среди ученых водород заметил еще великий алхимик и лекарь средневековья Теофраст Парацельс. В своих алхимических опытах, в надежде отыскать «философский камень» смешивая с кислотами Парацельс получил некий неизвестный до того горючий газ. Правда отделить этот газ от воздуха так и не удалось.

Только спустя полтора века после Парацельса французскому химику Лемери таки удалось отделить водород от воздуха и доказать его горючесть. Правда Лемери так и не понял, что полученный им газ является чистым водородом. Параллельно подобными химическими опытами занимался и русский ученый Ломоносов, но настоящий прорыв в исследовании водорода был сделан английским химиком Генри Кавендишом, которого по праву считают первооткрывателем водорода.

В 1766 году Кавендишу удалось получить чистый водород, который он называл «горючим воздухом». Еще через 20 лет талантливый французский химик Антуан Лавуазье смог синтезировать воду и выделить из нее этот самый «горючий воздух» – водород. И к слову именно Лавуазье предложил водороду его название – «Hydrogenium», он же «водород».

Антуан Лавуазье со своей женой, помогавшей ему проводить химические опыты, в том числе и по синтезу водорода.

В основе расположения химических элементов в периодической системе Менделеева лежит их атомный вес, рассчитанный относительно атомного веса водорода. То есть иными словами водород и его атомный вес является краеугольным камнем таблицы Менделеева, той точкой опоры, на основе которой великий химик создал свою систему. Поэтому не удивительно, что в таблице Менделеева водород занимает почетное первое место.

Помимо этого водород имеет такие характеристики:

• Атомная масса водорода составляет 1,00795.
• У водорода в наличии три изотопа, каждый из которых обладает индивидуальными свойствами.
• Водород – легкий элемент имеющий малую плотность.
• Водород обладает восстановительными и окислительными свойствами.
• Вступая в с металлами, водород принимает их электрон и стает окислителем. Подобные соединения называются гидратами.

Водород это газ, молекула его состоит из двух атомов.

Так схематически выглядит молекула водорода.

Молекулярный водород, образованный из таких вот двухатомных молекул взрывается при поднесенной горящей спичке. Молекула водорода при взрыве распадается на атомы, которые превращаются в ядра гелия. Именно таким образом происходят на Солнце и других звездах – за счет постоянного распадение молекул водорода наше светило горит и обогревает нас своим теплом.

Физические свойства водорода

У водорода в наличие следующие физические свойства:

• Температура кипения водорода составляет 252,76 °C;
• А при температуре 259,14 °C он уже начинает плавиться.
• В воде водород растворяется слабо.
• Чистый водород – весьма опасное взрывчатое и горючее вещество.
• Водород легче воздуха в 14,5 раз.

Химические свойства водорода

Поскольку водород может быть в разных ситуациях и окислителем и восстановителем его используют для осуществления реакций и синтезов.

Окислительные свойства водорода взаимодействуют с активными (обычно щелочными и щелочноземельными) металлами, результатом этих взаимодействий является образование гидридов – солеподобных соединений. Впрочем, гидриды образуются и при реакциях водорода с малоактивными металлами.

Восстановительные свойства водорода обладают способностью восстанавливать металлы до простых веществ из их оксидов, в промышленности это называется водородотермией.

Как получить водород?

Среди промышленных средств получения водорода можно выделить:

• газификацию угля,
• паровую конверсию метана,
• электролиз.

В лаборатории водород можно получить:

• при гидролизе гидридов металлов,
• при реакции с водой щелочных и щелочноземельных металлов,
• при взаимодействии разбавленных кислот с активными металлами.

Применение водорода

Так как водород в 14 раз легче воздуха, то в былые времена им начиняли воздушные шары и дирижабли. Но после серии катастроф произошедших с дирижаблями конструкторам пришлось искать водороду замену (напомним, чистый водород – взрывоопасное вещество, и малейшей искры было достаточно, чтобы случился взрыв).

Взрыв дирижабля Гинденбург в 1937 году, причиной взрыва как раз и стало воспламенение водорода (вследствие короткого замыкания), на котором летал этот огромный дирижабль.

Поэтому для подобных летательных аппаратов вместо водорода стали использовать гелий, который также легче воздуха, получение гелия более трудоемкое, зато он не такой взрывоопасный как водород.

Также с помощью водорода производится очистка различных видов топлива, в особенности на основе нефти и нефтепродуктов.

Водород, видео

И в завершение образовательное видео по теме нашей статьи.

Приступая к рассмотрению химических и физических свойств водорода, необходимо отметить, что в привычном состоянии, этот химический элемент находится в газообразном виде. Бесцветный газ водород не имеет запаха, он безвкусен. Впервые данный химический элемент был назван водородом после того, как ученым А. Лавуазье были проведены опыты с водой, по результатам которых, мировая наука узнала, что вода – это многокомпонентная жидкость, в состав которой входит Водород. Событие это произошло в 1787 году, но задолго до этой даты водород был известен ученым под названием «горючий газ».

Водород в природе

По данным ученых, водород содержится в земной коре и в воде (приблизительно 11,2% в общем объеме воды). Этот газ входит в состав многих полезных ископаемых, которые человечество на протяжении веков извлекает из недр земли. Частично свойства водорода характерны для нефти, природных газов и глины, для организмов животных и растений. Но в чистом виде, то есть, не соединенный с другими химическими элементами таблицы Менделеева, этот газ встречается крайне редко в природе. Этот газ может выходить на поверхность земли при извержении вулканов. Свободный водород в ничтожных количествах присутствует в атмосфере.

Химические свойства водорода

Поскольку химические свойства водорода неоднообразны, то этот химический элемент относится как к I группе системы Менделеева, так и к VII группе системы. Являясь представителем первой группы, водород является, по сути, щелочным металлом, который имеет степень окисления +1 в большей части соединений, в которые он входит. Такая же валентность характерна для натрия и других щелочных металлов. Ввиду таких химических свойств, водород рассматривается, как элемент, подобный этим металлам.

Если же речь идет о гидридах металлов, то ион водорода имеет отрицательную валентность – его степень окисления равна -1. Na+H- строится по той же схеме, что и хлориду Na+Cl-. Этот факт и является причиной того, чтобы отнести водород к VII группе системы Менделеева. Водород, будучи в состоянии молекулы, при условии, что он пребывает в обычной среде, малоподвижен, и может соединяться исключительно с неметаллами, более активными за него. К таким металлам можно отнести фтор, при наличии света, водород соединяется с хлором. Если водород нагревать, то он становится более активным, вступая в реакции со многими элементами периодической системы Менделеева.

Атомарный водород проявляет более активные химические свойства, чем молекулярный. Молекулы кислорода с формируют воду - Н2 + 1/2О2 = Н2О. При взаимодействии водорода с галогенами, образуются галогеноводороды Н2 + Cl2 = 2НСl, причем в эту реакцию водород вступает при отсутствии света и при достаточно больших отрицательных температурах – до - 252°С. Химические свойства водорода позволяют использовать его для восстановления многих металлов, поскольку вступая в реакцию, водород поглощает у оксидов металлов кислород, например, CuO + H2 = Cu + H2O. Водород участвует в формировании аммиака, взаимодействуя с азотом в реакции ЗН2 + N2 = 2NН3, но при условии, что будет использоваться катализатор, а температура и давление – повышены.

Энергичная реакция происходит при взаимодействии водорода с серой в реакции Н2 + S = H2S, результатом которой становится сероводород. Немного менее активно взаимодействие водорода с теллуром и селеном. Если нет катализатора, то вступает в реакцию с чистым углеродом, водород только при условии, что будут созданы высокие температуры. 2Н2 + С (аморфный) = СН4 (метан). В процессе активности водорода с некоторыми щелочными и прочими металлами, получаются гидриды, например, Н2 + 2Li = 2LiH.

Физические свойства водорода

Водород является очень легким химическим веществом. По крайней мере, ученые утверждают, что на данный момент, нет легче вещества, чем водород. Его масса в 14,4 раза легче за воздух, плотность составляет 0,0899 г/л при 0°С. При температурах в -259,1°С водород способен плавится – это очень критическая температура, которая не характерна для преобразования большинства химических соединений из одного состояния в другое. Только такой элемент, как гелий, превышает физические свойства водорода в этом плане. Сжижение водорода затруднительно, так как его критическая температура равна (-240°С). Водород – наиболее теплопродный газ из всех, известных человечеству. Все, описанные выше свойства, являются наиболее значимыми физическими свойствами водорода, которые используются человеком для конкретных целей. Также данные свойства являются наиболее актуальными для современной науки.

Строение и физические свойства водорода Водород - двухатомный газ Н2. Он не имеет ни цвета, ни запаха. Это самый легкий газ. Благодаря этому свойству он использовался в аэростатах, дирижаблях и тому подобных устройствах, однако широкому применению водорода в этих целях мешает его взрывоопасность в смеси с воздухом.

Молекулы водорода неполярные и очень маленькие, поэтому взаимодействие между ними мало. В связи с этим он имеет очень низкие температуры плавления (-259оС) и кипения (-253оС). Водород практически нерастворим в воде.

Водород имеет 3 изотопа: обычный 1Н, дейтерий 2H или D, и радиоактивный тритий 3Н или Т. Тяжелые изотопы водорода уникальны тем, что тяжелее обычного водорода в 2 или даже в 3 раза! Именно поэтому замена обычного водорода на дейтерий или тритий заметно сказывается на свойствах вещества (так, температуры кипения обычного водорода Н2 и дейтерия D2 различаются на 3,2 градуса). Взаимодействие водорода с простыми веществами Водород - неметалл среднейэлектроотрицательности. Поэтому ему присущи и окислительные, и восстановительные свойства.

Окислительные свойства водорода проявляются в реакциях с типичными металлами - элементами главных подгрупп I-II группы таблицы Менделеева. Самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные) при нагревании с водородом дают гидриды – твердые солеобразные вещества, содержащие в кристаллической решетке гидрид-ион Н-. 2Na + Н2 = 2NaН ; Са + Н2 = СаН2 Восстановительные свойства водорода проявляются в реакциях с более типичными неметаллами, чем водород: 1) Взаимодействие с галогенами H2 + F2 = 2HF

Аналогично протекает взаимодействие с аналогами фтора - хлором, бромом, иодом. По мере уменьшения активности галогена интенсивность протекания реакции уменьшается. Реакция с фтором происходит при обычных условиях со взрывом, для реакции с хлором требуется освещение или нагревание, а реакция с иодом протекает лишь при сильном нагревании и обратимо. 2) Взаимодействие с кислородом 2Н2 + О2 = 2Н2О Реакция протекает с большим выделением тепла, иногда со взрывом. 3) Взаимодействие с серой Н2 + S = H2S Сера - гораздо менее активный неметалл, чем кислород, и взаимодействие с водородом протекает спокойно.Ь 4) Взаимодействие с азотом 3Н2 + N2↔ 2NH3 Реакция обратима, протекает в заметной степени только в присутствии катализатора, при нагревании и под давлением. Продукт называется аммиак. 5) Взаимодействие с углеродом С + 2Н2↔ СН4 Реакция протекает в электрической дуге или при очень высоких температурах. В качестве побочных продуктов образуются и другие углеводороды. 3. Взаимодействие водорода со сложными веществами Водород проявляет восстановительные свойства и в реакциях со сложными веществами: 1) Восстановление оксидов металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений правее алюминия, а также оксиды неметаллов: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O; CuO + H2 Cu + H2OВодород применяют как восстановитель для извлечения металлов из оксидных руд. Реакции идут при нагревании.2) Присоединение к органическим непредельным веществам; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 Реакции протекают в присутствии катализатора и под давлением. Других реакций водорода мы пока касаться не будем. 4. Получение водорода В промышленности водород получают переработкой углеводородного сырья - природного и попутного газа, кокса и т.п. Лабораторные методы получения водорода:

1) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, с кислотами. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее магния, с холодной водой. При этом также образуется щелочь.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее марганца, способен вытеснять водород из воды при определенных условиях (магний - из горячей воды, алюминий - при условии снятия оксидной пленки с поверхности).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее кобальта, способен вытеснять водород из водяного пара. При этом также образуется оксид.

3Fe + 4H2Oпар Fe3O4 + 4H23) Взаимодействие металлов, гидроксиды которых амфотерны, с растворами щелочей.

Металлы, гидроксиды которых амфотерны, вытесняют водород из растворов щелочей. Вам необходимо знать 2 таких металла - алюминий и цинк:

2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

При этом образуются комплексные соли - гидроксоалюминаты и гидроксоцинкаты.

Все методы, перечисленные до сих пор, основаны на одном и том же процессе - окислении металла атомом водорода в степени окисления +1:

М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2

4) Взаимодействие гидридов активных металлов с водой:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

Этот процесс основан на взаимодействии водорода в степени окисления -1 с водородом в степени окисления +1:

5) Электролиз водных растворов щелочей, кислот, некоторых солей:

2Н2О 2Н2 + О2

5. Водородные соединения В этой таблице слева легкой тенью выделены клетки элементов, образующих с водородом ионные соединения - гидриды. Эти вещества имеют в своем составе гидрид-ион Н-. Они представляют собой твердые бесцветные солеобразные вещества и реагируют с водой с выделением водорода.

Элементы главных подгрупп IV-VII групп образуют с водородом соединения молекулярного строения. Иногда их также называют гидридами, но это некорректно. В их составе нет гидрид-иона, они состоят из молекул. Как правило, простейшие водородные соединения этих элементов - бесцветные газы. Исключения - вода, являющаяся жидкостью, и фтороводород, который при комнатной температуре газообразен, но при нормальных условиях - жидкость.

Темными клетками отмечены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие кислотные свойства.

Темными клетками с крестом обозначены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие основные свойства.

=================================================================================

29). общая характеристика свойств элементов главной подгруппы 7гр. Хлор. Свойства лора. Соляная кислота. В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (ас­тат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И.Менделеева. На внешнем энергетичес­ком уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.

Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные значениястепеней окисления объясняются электронным строением, которое у атомов фтора можно представитьсхемой

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р подуровень.У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.

Электронное строение атома хлора выражается схемойУ атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но посколь­ку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.

У фтора нет свободных орбиталей,а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрениисвойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF - фтороводородная (плавиковая), НСl - хлороводородная (соляная),НВr - бромводородная, НI - йодоводородная.

Хлор (лат.Chlorum), Cl, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, атомный номер 17, атомная масса 35,453; относится к семейству галогенов. При нормальных условиях (0°С, 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2) желто-зеленый газ с резким раздражающим запахом. Природный Хлор состоит из двух стабильных изотопов: 35Сl (75,77%) и 37Cl (24,23%).

Химические свойства Хлора. Внешняя электронная конфигурация атома Cl 3s2Зр5. В соответствии с этим Хлор в соединениях проявляет степени окисления -1,+1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентный радиус атома 0,99Å, ионный радиус Cl- 1.82Å, сродство атома Хлора к электрону 3,65 эв, энергия ионизации 12,97 эв.

Химически Хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl3, а при дальнейшем хлорировании - РСl5; сера с Хлором при нагревании дает S2Cl2, SCl2 и другие SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция). С кислородом Хлор образует оксиды: Cl2О, СlO2, Cl2О6, Сl2О7, Cl2О8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей нахолоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2= NaClO + NaCl + Н2О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения. Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород) - HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе. Соли соляной кислоты называются хлоридами.

Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:

Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристалликов хлорида аммония:

Качественной реакцией на соляную кислоту и её соли является её взаимодействие с нитратом серебра, при котором образуетсятворожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте:

===============================================================================